VYBRANÉ NEKOVOVÉ PRVKY IV. A AŽ VIII. A SKUPINY PRVKY VIII.A SKUPINY VZÁCNÉ PLYNY

Předmět:

Ročník:

Vytvořil:

Datum:

CHEMIE

PRVNÍ

Mgr. Tomáš MAŇÁK

24. březen 2013

Název zpracovaného celku:

VYBRANÉ NEKOVOVÉ PRVKY IV. A AŽ VIII. A SKUPINY PRVKY VIII.A SKUPINY – VZÁCNÉ PLYNY obecná charakteristika – – – –

–

VIII. A skupina p6 – prvky He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn valenční orbitaly ve valenční vrstvě jsou plně obsazeny 8 valenčními elektrony (kromě He) ⇒ konfigurace ns2 np6 (He: 1s2) ⇒ netečnost atomů (za NP neslučitelné plyny složené z jednotlivých atomů) nereaktivní (inertní)

výskyt – –

součást vzduchu (nejrozšířenější je Ar; ostatní se vyskytují vzácně) ve vesmíru je druhým nejrozšířenějším plynem He

výroba –

vedlejší produkty při frakční destilací zkapalněného vzduchu

užití –

plnění žárovek, zářivek, osvětlovacích trubic

HELIUM – malá hustota – ochranný plyn při chemických výrobách (např. Ti); k plnění meteorologických balónů (po vodíku nejlehčí plyn, ale na rozdíl od vodíku je nereaktivní a nehořlavý); příprava „potápěčského vzduchu“; k dosahování velmi nízkých teplot NEON – plnění neonových trubic ARGON – ochranná atmosféra v žárovkách; inertní atmosféra v hutnictví, při sváření hliníku, hořčíku, jejich slitin a při práci s hořlavinami KRYPTON, XENON – navigační světla (světla majáků, letiště), xenonová světla RADON – v silně zředěných roztocích se používal k léčbě rakoviny; ve větším množství zdraví nebezpečný

1

www.e-chembook.eu

Úkoly 1) Pojmenujte známé sloučeniny xenonu. XeF4 …………………………………………… XeO4 …………………………………………… Ba2XeO6 …………………………………………… XeO3 …………………………………………… H4XeO5 …………………………………………… 2) Proč elektrony do kovalentních vazeb poskytují nejochotněji právě atomy xenonu a proč jsou jejich partnery ve vazbách atomy fluoru a kyslíku. ………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………… 3) Čím jsou plněny pouťové balónky? ……………………………………..

PRVKY VII.A SKUPINY – HALOGENY obecná charakteristika – – – – –

VII. A skupina nekovy mnoho podobných vlastností vysoká elektronegativita 7 valenčních elektronů – elektronové uspořádání valenční vrstvy ns2np5 – jejich atomy mají 1 nespárovaný elektron – doplňují valenční elektronovou vrstvu na 8 elektronů vytvořením vazby v dvouatomové molekule X2

X−X – – – – – –

;

X = F , Cl , Br , I

přijetím 1 e- vytváří halogenidové anionty F-, Cl-, Br-, I- anebo jednu kovalentní vazbu v kovalentních sloučeninách p5 – prvky prvky solitvorné (řec. hals = sůl, gennao = tvořím) nejreaktivnější prvky (s rostoucím Z klesá elektronegativita a reaktivita halogenů) mají oxidační účinky (ničí bakterie) všechny halogeny jsou jedovaté (dráždivé účinky) – součást bojových chemických látek

2

výskyt –

– – – –

nejreaktivnější prvky ⇒ v přírodě jen ve sloučeninách (halogenidy – CaF2 = fluorit, minerál kazivec, Na3AlF6 – kryolit, KCl – sylvín, NaCl – halit, sůl kamenná (kuchyňská), jod tvoří sloučeniny, které jsou vázány v buňkách mořských řas, chaluh) ve formě rozpustných halogenidů v mořské vodě (odpařováním získáme hlavně NaCl) solná ložiska (vznikla odpařením moří) biogenní prvky (Cl- - součást žaludečních šťáv a krevní plazmy; sloučeniny fluoru – v kostech, zubní sklovině, jód – v hormonu štítné žlázy – thyroxinu) elementární halogeny – F2, Cl2, Br2, I2 příroda nezná

vlastnosti, reaktivita –

nespárovaný e-

⇒ za NP dvouatomové molekuly X2

X−X – – –

;

X = F , Cl , Br , I

v binárních sloučeninách – oxidační číslo (-I) … halogenovodíky, halogenidy … H I Cl − I , Ca II F2− I kladná oxidační čísla (I až VII; kromě F), odvozená od excitovaných atomů, kdy atomy využívají i vnější orbitaly nd (kromě F) – oxidy, oxokyseliny a jejich soli … Cl2VII O7− II , K I Cl V O3− II volné halogeny (F2, Cl2, Br2, I2) – barevné zapáchající jedovaté látky F2 = za NP světležlutý plyn Cl2 = za NP zelenožlutý plyn Br2 = za NP červenohnědá kapalina I2 = za NP fialověčerná pevná látka

http://www.e-chembook.eu/cz/anorganicka-chemie/halogeny

– –

s rostoucím Z roste hustota halogenů, teplota tání, varu, intenzita zabarvení reagují s většinou kovů i nekovů i s mnoha sloučeninami na halogenidy, halogenovodíky; reagují i s vodou

H 2 + Cl2 → 2 HCl 2 Fe + 3Cl2 → 2 FeCl3 Cu + Cl2 → CuCl2

Qm < 0

– mohou se podílet na tvorbě vodíkových můstků (nejvíce fluor) – halogen s nižším Z má schopnost vytěsnit (oxidovat) z roztoku halogenidu halogen s vyšším Z

Cl2 + 2 NaBr → 2 NaCl + Br2 Br2 + 2 KI → 2 KBr + I 2 3

FLUOR – ostře páchnoucí plyn, dráždí sliznice, extrémně reaktivní, vysoce toxický – ze všech prvků největší elektronegativita ⇒ silné oxidační činidlo – ve všech sloučeninách ox. číslo (-I) – nejreaktivnější ze všech halogenů – reaguje se všemi prvky (kromě He, Ne, Ar) na fluoridy velmi slabá jednoduchá vazba F−F – snižuje kazivost zubů ⇒ přidávání jeho sloučenin do zubních past a ústních vod – biogenní prvek – nezbytná složka kostí a zubů – výroba fluoru: elektrolýzou taveniny KF – užití fluoru: výroba zubních past, plastů (teflon) a freonů (plynné halogenderiváty, používané jako netoxické a inertní náplně do chladicích zařízení a jako hnací plyny ve sprejích; jedná se o sloučeniny chloru a fluoru s uhlíkem např. dichlordifluormethan tzv. Freon 12 CCl2F2; dostanou-li se tyto sloučeniny do vyšších vrstev atmosféry, účinkem UV záření se štěpí a vzniklé produkty reagují s ozonem: UV CCl2 F2 → CClF2 + Cl ⇒ vzniklý chlor pak urychluje rozklad ozonu ⇒ ozonové díry) –

sloučeniny fluoru: HF • fluorovodík vysoce toxický plyn, silně leptající sliznici; ve vodě dobře rozpustný → kyselina fluorovodíková – středně silná, vysoce toxická a žíravá kapalina, leptá sklo (HF reaguje s SiO2), uchovává se v plastech; výroba mléčných žárovek, umělecké a technické účely

SiO2 ( s) + 6 HF (aq) → H 2 SiF6 (aq ) + 2 H 2O(l )

PTFE • polytetrafluorethylen = teflon bílá voskovitá látka, tepelně a chemicky stálá, odolná vůči kyselinám, zásadám a teplotám do 300oC ⇒ úprava povrchu nádobí, konstrukční a izolační materiál v chemickém, elektrotechnickém a strojírenském průmyslu CHLOR – méně reaktivní než fluor, těžší než vzduch – ze všech halogenů má nejrozsáhlejší použití – toxický plyn ostrého štiplavého zápachu (v r. 1915 použit německými vojáky jako první bojový chemický plyn; leptá a rozkládá biologické tkáně (zejména sliznice), dráždí dýchací cesty a oči; vyšší obsah chloru poškozuje plicní tkáň; dusivá otravná látka) – v přírodě nejčastěji v chloridech (NaCl, KCl, MgCl2, …), které jsou dobře rozpustné ve vodě ⇒ mořská voda, solná ložiska – biogenní prvek – Cl- ionty jsou součástí žaludečních šťáv a krevní plazmy – dezinfekce vody ve vodárnách (chlorování vody)

Cl2 ( g ) + 2 H 2 O(l ) ↔ H 3O + (aq) + Cl − (aq) + HClO(aq) HClO(aq) + H 2O(l ) ↔ H 3O + (aq) + ClO − (aq) Chlorová voda má odbarvovací (oxidační) schopnosti – účinnou látkou je atomární kyslík O, který vzniká rozkladem přechodné, slabé a nestálé kyseliny chlorné (atomární kyslík s dvěma nepárovými elektrony ničí bakterie – má dezinfekční účinky, které se mylně připisují chloru)

Cl2 + H 2O → HCl + HClO HClO → HCl + O

4

–

příprava chloru:

–

výroba chloru: elektrolýzou taveniny nebo vodného roztoku NaCl (solanky); vedlejší produkt při výrobě NaOH elektrolýzou vodného roztoku NaCl (chlor se vyvíjí na anodě)

4 HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2 H 2O

2 NaCl + 2 H 2O → 2 NaOH + Cl2 + H 2

–

přeprava chloru: ochlazením a tlakem se zkapalňuje – tlakové ocelové lahve se žlutým pruhem

http://www.ghcinvest.cz/cz/uprava-procesni-a-pitne-vody/chlor/tlakove-nadoby-doprava-a-dodavky/c2677

–

užití chloru: dezinfekce pitné vody a vody v bazénech, výroba dezinfekčních přípravků (SAVO), výroba HCl, plastů (PVC), organických látek (rozpouštědel, tetrachlormethanu, trichlorethylenu), léčiv, pesticidů, barviv, chlorového vápna, bělení papíru a textilu aj. vznik chlorového vápna (k dezinfekci):

2Ca (OH ) 2 + 2Cl2 → Ca (ClO ) 2 + CaCl 2 + 2 H 2O vznik bělícího louhu (k bělení) – SAVO:

2 NaOH + Cl2 → NaClO + NaCl + H 2O www.savo.eu

–

sloučeniny chloru: HCl • chlorovodík bezbarvý, ostře páchnoucí, dráždivý plyn, na vzduchu silně dýmá • kyselina chlorovodíková (solná) – bezbarvá kapalina, silná kyselina, žíravá, ostře zapáchající chlorovodíkem, který z ní uniká a dýmá; vzniká rozpouštěním plynného chlorovodíku ve vodě, koncentrovaná je 37%ní, technická je zabarvena dožluta chloridem železitým FeCl3; složka žaludečních šťáv (0,3 – 0,4%ní) ⇒ trávení, způsobuje „pálení žáhy“ tj. překyselení žaludku a žaludeční vředy (kyselina chlorovodíková natráví vlastní sliznici žaludku a naruší vnitřní stěnu žaludku se speciální vrstvou buněk – proti překyselení žaludku se používají léky, které tlumí účinky HCl – antacida = proti kyselině; jako antacidum působí např. jedlá soda = hydrogenhličitan sodný nebo speciální léky např. Rennie, Ranisan aj.); užití: v průmyslu – k čištění povrchu kovů před letováním a smaltováním (odstraňování vrstev oxidů), odstraňování vodního kamene, výroba organických látek (barviv, plastů), v textilním i potravinářském průmyslu; v domácnosti – součást čisticích prostředků (Cillit)

5

HClO •

kyselina chlorná velmi slabá, nestálá, silné oxidační činidlo; vzniká s HCl při zavádění chloru do vody: Cl 2 + H 2O → HCl + HClO ; jako 5%ní roztok – dezinfekční, čisticí a

bělicí prostředky (Savo, Domestos, Chlorax aj.) HClO3 • kyselina chlorečná silná, nestálá, silné oxidační činidlo; soli: chlorečnany – výroba výbušnin, zápalek ⇒ ve směsi s organickými látkami nárazem vybuchují; KClO3 – hlavičky zápalek, světlice, ohňostroje, výbušniny; NaClO3 – Travex – ničení plevele a trávy HClO4 • kyselina chloristá jedna z nejsilnějších anorganických kyselin, bezbarvá olejovitá kapalina (bezvodá), reaguje explozivně na náraz a přítomnost organických látek (je-li 100%ní) soli: chloristany – pyrotechnika, NH4ClO4 – k oxidaci paliv v raketoplánech Při práci s čistícími a dezinfekčními prostředky obsahujícími chlor používáme ochranné pomůcky! BROM, JOD – méně reaktivní než chlor – shodně působí na pokožku; páry leptají sliznice – nepolární molekuly, málo rozpustné ve vodě, ale dobře rozpustné v nepolárních rozpouštědlech – jod sublimuje už při laboratorní teplotě na fialové jedovaté páry – úloha jodu v životě člověka je velmi důležitá ⇒ je součástí hormonů (thyroxinu, trijodthyroninu), které produkuje štítná žláza – vliv na růst, vývoj, metabolismus, činnost srdce a cév; nedostatek jodu vyvolává nemoc zvanou struma (organismus jej přijímá v zelenině - cibuli, v mléku a mořských rybách); kuchyňská sůl se joduje přídavkem NaI. sublimace jodu http://zmeny-skupenstvi.euweb.cz/sublimace.html

struma – www.stitna-zlaza.blog.cz

– užití bromu a jodu: výroba barviv, léčiv (KBr je sedativum; součást léků proti kašli - Bromhexin), brom – k výrobě halogenových žárovek, jod - součást jodové tinktury (5%ní ethanolový roztok jodu – ošetření malých povrchových ran, dezinfekce v okolí zranění – NE DO OTEVŘENÉ RÁNY – jod má leptavé účinky); výroba materiálů citlivých na světlo – fotografie (AgBr, AgI)

6

Úkoly 1) Zakroužkujte halogeny. Do rámečků zapište jejich názvy a spojte s příslušnou značkou prvku. F Ag Sn Br H I O Mn Cl Fe Ar

2) Co mají společného a ve kterých vlastnostech se liší halogeny? ………………………………………………………………………………………………………………… 3) Jak lze odstranit pach chloru z pitné vody? ………………………………………………………………………………………………………………… 4) K dezinfekci okolí ran na lidském těle se používá jodová tinktura (roztok jodu v ethanolu). Proč jodová tinktura nemá přijít do otevřené rány a může se použít jen k ošetření jejího okolí. Jod: A zbarvuje pokožku C podporuje krvácení B patří mezi zdraví škodlivé látky D způsobuje vznik veliké jizvy 5) Doplňte tabulku: Skupenství Barva Využití F2 Cl2 Br2 I2 Molekuly halogenů jsou obecně tvořeny ………... atomy, proto je označujeme jako …..…atomové. 6) Zapište chemickou reakci vodíku s chlorem: ………………. + ………….………→ …..……..……... . Reakcí halogenů s vodíkem vznikají ……………….. . Sloučenina tvořená jedním atomem fluoru a jedním atomem vodíku se nazývá ……………………,,,..,, bromem a vodíkem je tvořena molekula ……………….…….. a jodovodík vznikl reakcí ……………. a ...................... . Halogenovodíky jsou …….……………….. ve vodě. 7) Doplňte: pevná látka, sůl kamenná, zubní pasta, jod, halogeny, voda, léčiva, žlutozelená, fluor, fluorit, kapalina …………………..……………. jsou prvky patřící do 17. (VII. A) skupiny PSP. Mezi halogeny patří ……………………….. chlor, brom a ………..……………. . V přírodě se vyskytují ve sloučeninách. Fluor obsahuje nerost kazivec neboli ………….…………….. s chemickým vzorce CaF2. Chlor je součástí asi nejznámějšího nerostu ……………………………. s chemickým vzorcem NaCl. Fluor a chlor jsou ……………………….. zbarvené plyny. Brom je červenohnědá ……………………… a jod je šedočerná ……………….….. látka. Halogeny jsou hojně využívané v domácnosti. Fluor je součástí ………………..……………………. ovlivňující kvalitu zubní skloviny. Chlorem se dezinfikuje …………………………………….. . Brom a jod jsou součásti ……………………………. 8) Odpovězte na otázky: a) Kolik valenčních elektronů mají halogeny v obalu atomu? ……………………………………… b) Kolik atomů tvoří molekula halogenu? ……………………………………………………………. c) Jaký vliv mohou mít halogeny na zdraví člověka? ………………………………………………. 9) Vypočtěte procentový obsah halogenů v HF a HI.

10) Jak se nazývá onemocnění vyvolané nedostatkem jodu? Jak se onemocnění projevuje? ……………………………………………………………………………………………………….…………

7

11) F2O nebo OF2. Který ze zápisů je správný a jak se sloučenina nazývá? ......................................................................................................................................................... 12) Ve kterých výrobcích se můžeme setkat se sloučeninami kyseliny chlorné HClO – chlornany? ……………………………………………………..…………………………………………………………. Jaké účinky má kyselina chlorná? ………………………………..………………………………………. 13) Které z následujících dějů probíhají a vyjádřete je chemickými rovnicemi. CaBr2 + I2 → KCl + F2 → MgI2 + Cl2 → 14) Žaludeční šťáva obsahuje kyselinu chlorovodíkovou. Proti překyselení žaludku se používá řada přípravků, které obsahují např. Mg(OH)2, Al(OH)3 nebo CaCO3. Napište chemické rovnice, které popisují reakce, k nimž dojde po požití těchto přípravků.

15) Které elektronové uspořádání valenčních elektronů přísluší atomům halogenů? a) 3s23p4 b) 3d54s2 c) 4s24p6 d) 2s22p5 16) Určete oxidační čísla atomů halogenů v následujících sloučeninách a pojmenujte je. HBr ……………………………………. CaCl2 ……………………………………. KClO3 ……………………………………. IF7 ……………………………………. HClO4 ……………………………………. AlF3 ……………………………………. 17) Chlor lze v laboratoři připravit reakcí kyseliny chlorovodíkové a a) MnO2(s), b) PbO2(s). Napište chemické rovnice.

18) Které chemické látky se vyrábějí elektrolýzou vodného roztoku chloridu sodného (solanky)? ………………………………………………………………………………………………………………… 19) Jaké je hlavní použití chloru? ………………………………………………………………………………………………………………… 20) Napište chemické rovnice reakcí: a) chloru s vodou b) kyseliny fluorovodíkové s oxidem křemičitým c) kyseliny chlorovodíkové s uhličitanem vápenatým. Určete praktický význam těchto reakcí.

21) Kolikrát mají fluor a chlor větší hmotnost než vzduch, jestliže 22,4 litru vzduchu má hmotnost přibližně 29 g?

8

22) Jakou hmotnost má 1 mol F2, Cl2, Br2, I2? 23) Který z halogenů může mít jen oxidační číslo (-I) a proč? ………………………………………………………………………………………………………………..

PRVKY VI.A SKUPINY – CHALKOGENY obecná charakteristika –

VI. A skupina

–

O, S , Se, Te, Po

– –

prvky rudotvorné (řec. chalkos = ruda, kov, měď; gennao = tvořím) jejich atomy mají 6 valenčních elektronů – elektronové uspořádání valenční vrstvy ns2np4 – atomy mají 2 nespárované elektrony a doplňují valenční elektronovou vrstvu na 8 elektronů dvěma chybějícími elektrony v iontových a kovalentních sloučeninách (jednoduché a dvojné vazby); H2O, CO2 p4 – prvky s rostoucím Z ubývá nekovových vlastností prvků a přibývá kovových vlastností prvků

– –

(kyslík, síra – nekovy; selen, tellur – polokovy; polonium – radioaktivní kov)

výskyt – –

O – viz kyslík S – volná (elementární) • v několika modifikacích; nejčastěji oktasíra S8 (v blízkosti sopek; krystaluje na okraji sopečných kráterů), v uhlí (nejvíce v hnědém) – vázaná (ve sloučeninách) • součást sopečných plynů (H2S, SO2), uhlí, příměs zemního plynu (H2S) a ropy • biogenní prvek – v tělech organismů (součást bílkovin) • v rudách – sírany, oxidy, sulfidy CaSO4.2H2O sádrovec CaSO4 anhydrit BaSO4 baryt ZnS sfalerit PbS galenit HgS rumělka (cinabarit) FeS2 pyrit CuFeS2 chalkopyrit Cu2S chalkosin Na2SO4.10H2O Glauberova sůl

vlastnosti, reaktivita –

oxidační čísla: (- II) … přijetím 2 e- … oxidy, sulfidy …

H 2O − II , Ca2 S − II

sulfidy – dvouprvkové sloučeniny síry s jiným prvkem (obvykle kovem či polokovem); v přírodě vytváří nerosty – významné suroviny pro výrobu kovů. PbS – galenit – těžký šedý nerost s namodralým odstínem a kovovým leskem; hlavní ruda pro výrobu olova

9

ZnS – sfalerit – hnědý, žlutý, šedavě až modravě černý, vzácně i červený nerost; hlavní ruda pro výrobu zinku; k výrobě luminoforů = látky pohlcující určité druhy záření a schopné ho postupně opět vydávat ve formě světla (ve svítících hodinových ručičkách, televizních obrazovkách, výbojkách, zářivkách) (I – VI) … využití d-orbitalů k tvorbě kovalentních vazeb … – – SÍRA – –

S VI O3

s rostoucím Z klesá elektronegativita i reaktivita prvků za NP: kyslík – plyn; síra, selen, tellur, polonium – pevné látky

žlutá, pevná, křehká (lze ji rozmělnit na prášek), hořlavá, nerozpustná ve vodě, rozpustná v CS2 existuje jako: • síra krystalická – za NP oktasíra S8 (kosočtverčná α, jednoklonná β) – atomy uspořádány do kruhu (struktura královské koruny); molekuly jsou navzájem poutány slabými silami

síra - http://cs.wikipedia.org/wiki/S%C3%ADracs.wikipedia.org

síra - http://geologie.vsb.cz/loziska/suroviny/nerudy/s%C3%ADra.html

•

síra amorfní – plastická síra – rychlé ochlazení taveniny (pozvolna se mění na S8) – sirný květ (žlutý prášek) – rychlé ochlazení par síry

S8 (kosoč.)

o

plastická síra sirný květ – –

o

o

C ( t .tání ) ( t . var u ) 95  → S8 (jednokl.) 119 C → Sn (kap.) 444 C  → S8 (páry)

ochlazení ochlazení

tvoří velké množství anorganických a organických sloučenin za NP poměrně stálá; za vyšší teploty reaguje s kovy i nekovy: Fe + S → FeS hoření síry S + O2 → SO2 S + H2 → H2S

10

–

výroba: • vytavováním ze směsi nerostů (pražením sulfidů) nebo z technických plynů (v nich je v podobě H2S) 2 H2S + O2 → S2(g) + 2 H2O 2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O 4 H2S + 2 SO2 → 3 S2(g) + 4 H2O při ochlazování se S2 spojují do cyklických molekul S8

–

užití: • • • • • •

–

90 % vytěžené síry – k výrobě H2SO4 – nejdůležitější průmyslově vyráběná chem. látka k výrobě CS2 – výroba umělého hedvábí k výrobě pesticidů – prostředky proti rostlinným škůdcům sloučeniny síry – dezinfekce sudů ve vinařství (sirné knoty) kožní lékařství, zápalky, střelný prach, léčiva, chemikálie vulkanizace kaučuku = zahřívání kaučuku se sírou ⇒ molekuly se zesíťují sirnými můstky (příčně spojují řetězce polyisoprenu – základní stavební složka přírodního kaučuku) a získávají se pryže (gumy) – pružné materiály

sloučeniny síry: H2S • sulfan, sirovodík o v malém množství ve vzduchu (těžší než vzduch); způsobuje černání stříbra o bezbarvý, nepříjemně zapáchající, vysoce toxický plyn (zapáchá po zkažených vejcích); ochromuje čichový nerv, takže ho přestáváme cítit, přestože ho dále vdechujeme o vzniká hnitím bílkovin – součást plynů, které vylučují živočichové o v malém množství v minerálních vodách (Poděbradka, Velké Losiny, Piešťany) o vedlejší produkt při zpracování ropy a uhlí hoření sulfanu: za nedostatku O2 2 H2S + O2 → S2 + 2 H2O za dostatku O2 2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O o rozpouštěním H2S ve vodě vzniká kyselina sirovodíková (sulfanová) – slabá kyselina, netvoří vodíkové můstky jako voda SO2 • o o o o o

oxid siřičitý bezbarvý, štiplavý, nedýchatelný, jedovatý plyn, žíravý, dráždí sliznice ničí mikroorganismy ⇒ dezinfekce odbarvování látek (bělení buničiny, slámy) k síření sudů, sklepů, ošetření vín (hubení plísní) – SO2 ve vodném roztoku kyselinotvorný oxid; rozpouštěním v H2O vzniká slabá H2SO3, je součástí kyselých dešťů (účinkem vlhkosti a UV záření z něj v atmosféře vzniká kyselina siřičitá a sírová) oxidace SO2 + O2 → SO3 SO3 + H2O → H2SO4 kyselé deště

11

VO

o o o

o

2 5 k výrobě H2SO4: 2 SO2 + O2 →  2 SO3 vzniká: - spalováním síry S + O2 → SO2 uniká do ovzduší (škody na ŽP) - pražením sulfidů 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2 hlavní zdroje SO2: - spalování pevných paliv (uhlí) v tepelných elektrárnách - zpracování ropy a ropných produktů - pražení rud - sopečná činnost - součást výfukových plynů automobilů negativní vliv SO2 na životní prostředí: - narušuje tvorbu chlorofylu u rostlin ⇒ žloutnutí a opadávání listů a jehličí - kyselé deště – kyselina siřičitá H2SO3 – úhyn stromů, ohrožení zdraví (záněty průdušek), zvýšená koroze, poškození i vzdálenějšího okolí velkých tepelných elektráren (Krušné hory, Jizerské hory, Krkonoše), zvýšení kyselosti půdy, což ničí především jehličnany ⇒ odsiřovací procesy (omezení znečištění SO2) ⇒ spaliny prochází vrstvou CaO nebo vápenného mléka Ca(OH)2 a H2O za dostatku vzduchu → 2 CaO + 2 SO2 + O2 → 2 CaSO4 součást sádry (sádrokarton)

SO3 • o o o o o

oxid sírový pevná látky s polymerní strukturou (SO3)3 plynný je monomerní SO3 hygroskopický = pohlcuje vodu (sloučeniny díky této vlastnosti uhelnatí) vzniká oxidací SO2: SO2 + O2 → SO3 reaguje s H2O, vzniká velmi silná H2SO4: SO3 + H2O → H2SO4

o o

průmyslová výroba:: kyselé deště

2 SO2 + O2

O V→  2 SO3 2 5

CO2(g) + 2 H2O(l) → H3O+(aq) + HCO3-(aq) ⇒ mírná kyselost každého deště (pH 5 až 6); při silném znečištění SO2 (ze kterého dále vzniká SO3) ⇒ pH až 3 H2SO4 • kyselina sírová o silná dvojsytná kyselina, žíravina, olejovitá kapalina o ochotně se mísí s vodou za uvolnění tepla – PŘI ŘEDĚNÍ SE KYSELINA VŽDY LIJE DO VODY – VELKÝ VÝVOJ TEPLA HROZÍ LOKÁLNÍ PŘEHŘÁTÍ A VYSTŘÍKNUTÍ KYSELINY; PŘI POTŘÍSNĚNÍ IHNED OPLÁCHNOUT POSTIŽENÉ MÍSTO PROUDEM VODY (TĚŽKÉ POPÁLENINY)

model kyseliny sírové – www.chemie3d.wz.cz

12

kyselina sírová – www.zschemie.euweb.cz

o o o o o o o

koncentrovaná je 98%ní; silné oxidační účinky organickým látkám odebírá vodu ⇒ organické látky uhelnatí (vzniká C a H2O) v laboratoři jako sušidlo zředěná reaguje s neušlechtilými kovy, např: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 koncentrovaná reaguje s ušlechtilými kovy, např.: Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O koncentrovaná nereaguje se železem (pouze krátce z počátku), proto lze konc. H2SO4 přepravovat v ocelových cisternách (pasivace kovů) výroba: KONTAKTNÍM ZPŮSOBEM 1) spalování síry nebo pražení sulfidů (vzniká SO2) S + O2 → SO2 2 PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2 2) katalytická oxidace SO2 na SO3: V O , 500o C

o

2 5 2 SO2 + O2  → 2 SO3 3) vyrobený SO3 se vhání do zředěné H2SO4, vzniká dýmavá H2SO4 = kyselina disírová H2S2O7 (oleum) a pak se ředí na H2SO4 potřebné koncentrace: SO3 + H2SO4 → H2S2O7 H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4 užití: - výroba průmyslových hnojiv – superfosfát = CaSO4 + Ca(H2PO4)2, chemikálií, barviv, výbušnin, umělých vláken (silon), plastů, léčiv - vysoušení a čištění výrobků z ropy; metalurgie – výroba železa a oceli; elektrolyt v Pb-akumulátorech (32%ní); papírenství; detergenty (prací a čisticí prostředky)

Úkoly 1) Proč při ředění H2SO4 opatrně lijeme vždy konc. H2SO4 do vody. Vemte v úvahu i poměr hustot konc. H2SO4 (ρ = 1,84 g.cm-3) a vody. ………………………………………………………………………………………………………………… 2) Jaké vlastnosti má sirovodík (sulfan)? skupenství: …………….., zápach:………………..…, rozpustnost ve vodě: …………………………. Sirovodík je látka vysoce ………….……………….. . Doplňte symbol nebezpečnosti:

13

3) Doplňte k symbolům prvků oxidační čísla a uveďte názvy sloučenin. V jaké souvislosti o těchto dějích hovoříme? 2 Cu2S(s) + 3 O2(g) → 2 Cu2O(s) + 2 SO2(g) 2 PbS(s) + 3 O2(g) → 2 PbO(s) + 2 SO2(g) ………………………………………………………………………………………………………………… 4) Jak působí koncentrovaná kyselina sírová na organické látky? ………………………………………………………………………………………………………………… 5) Jaké vlastnosti pozorujeme po vložení železných hřebíků do zředěné a koncentrované kyseliny sírové? ………………………………………………………………………………………………………………… 6) Jak se do atmosféry dostává SO2? .…………………………………………………………………………………………………………….… SO2 reaguje v atmosféře s …………………., produktem této reakce je ……………………………… Tato látka způsobuje ………………………...….………………………………………………………….. 7) Doplňte text: Reakcí oxidu siřičitého a vody vzniká ……………….., která má vzorec: ……………. pH této látky je ………….…………………. Zapište tuto reakci chemickou rovnicí: ……….….. + …………….. → ………..……………… 8) Pojmenujte sloučeniny: MgS Fe2S3 CuS Ag2S MnS2 …………………………………………..…..………………………………………………………………… 9) Napište vzorce sulfidů: sulfid olovnatý, sulfid hlinitý, sulfid vápenatý, sulfid zinečnatý, sulfid olovnatý ………………………………………………………………………………………………………………… 10) K dezinfekci (sudů, sklepních prostor, včelích úlů aj.) se používají „sirné knoty“, které obsahují síru. Která látka má dezinfekční účinky, jestliže se „knoty“ při použití zapalují. Jaké účinky má tato látka na lidský organismus? …………………………………………………………………………………………………………………. 11) Naznačené reakční schéma převeďte na chemické rovnice: ZnS → SO2 → Na2SO3 → SO2 → SO3 → H2SO4 12) Pojmenujte, resp. vytvořte vzorce následujících hydrátů: a) ZnSO4.7H2O, MgCl2.6H2O, Na2CO3.10H2O b) dihydrát chloridu měďnatého, monohydrát síranu hořečnatého, heptahydrát síranu železnatého 13) Proč je sirovodík těkavější (má nižší teplotu varu) než voda? ………………………………………………………………………………………………………………… 14) Jakou hmotnost má a jaký objem zaujímá 1 mol sirovodíku za NP? 15) Vyberte správnou odpověď. Při polití pokožky kyselinou sírovou (např. z automobilového akumulátoru) poskytneme první pomoc: A osušením suchým hadříkem a natřením mastí proti popáleninám, B omytím proudem vody a případně roztokem „jedlé“sody nebo mýdlovým roztokem a opět proudem vody, C omytím proudem vody a roztokem kyseliny citronové nebo octem, D neučiníme nic a odvedeme postiženého k lékaři

14

16) Soli kyseliny sírové se nazývají: A sírnany B siřičitany

C D

sírany sírovany

17) Pojmenujte sloučeniny: Na2S, NaHS, SF6, SO3, H2S, SO2, K2O2, ZnS, PbSO4 …….…………………………………………………………………………………………………………… 18) Které z uvedených kovů reagují se zředěnou H2SO4? Cu, Ag, Mg, Fe ………………………………………………………………………………………………………………….

PRVKY V.A SKUPINY – DUSÍK, FOSFOR obecná charakteristika – –

V. A skupina

–

jejich atomy mají ve valenční vrstvě 5 valenčních elektronů – elektronové uspořádání valenční vrstvy ns2np3 – 3 nespárované elektrony – stabilní elektronovou konfiguraci získávají tvorbou tří kovalentních vazeb ⇒ oxidační číslo (-III) BN − III …NITRIDY N − III H 3 … amoniak (čpavek)

N , P, As, Sb, Bi

(dusík, fosfor – nekovy; arsen, antimon – polokovy; bismut – kov)

nebo mohou odevzdat až 5 valenčních elektronů Bi2III O3 , PV Cl5 , N 2I O , HN V O3 – – –

⇒

oxidační číslo (I – V)

p3 – prvky N … za NP plyn; P, As, Sb, Bi … za NP pevné látky s rostoucím Z klesá reaktivita prvků a rostou kovové vlastnosti prvků

DUSÍK výskyt – N – volný •

v atmosféře – dvouatomové molekuly N2 (78 obj. %)

• • • •

v anorg. sloučeninách – amoniak, kyselina dusičná, dusičnany, dusitany aj. v org. sloučeninách – bílkoviny, nukleové kyseliny aj. dusičnany (ledky) – minerály (NaNO3 – chilský ledek, KNO3 – draselný ledek) biogenní prvek (součást bílkovin – vázán v aminokyselinách; v nukleových kyselinách – dusíkatá báze; v hemoglobinu – červené krevní barvivo – poután na Fe; v chlorofylu – zelené listové barvivo – poután na Mg; součást ATP = adenosintrifosfát – zásobárna energie – přeměny energie v buňkách)

– vázaný

vlastnosti, reaktivita – bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nepatrně rozpustný ve vodě, nehořlavý, hoření nepodporující, lehčí než vzduch – je schopen vytvářet vodíkové můstky – ve sloučeninách až čtyřvazný (NH4+ … amonný kationt) – volný tvoří dvouatomové molekuly N2 | N N| – málo reaktivní, reaguje s většinou látek až při vysokých teplotách, považuje se za inertní plyn; při teplotě cca (–195,8oC) zkapalní

15

příprava, výroba – laboratorně: –

průmyslově:

termickým rozkladem NH4NO2 → N2 + 2 H2O nebo rozkladem dichromanu amonného („sopka“) frakční destilace zkapalněného vzduchu tV(N2) = –195,8oC

přeprava – tlakové ocelové lahve se zeleným pruhem (p = 15 MPa) užití – – – –

–

www.ch-tech.cz

výroba různých sloučenin (NH3, HNO3, dusíkatých hnojiv) N2 – malá reaktivita – ochranný plyn při výrobě výbušnin, práci s hořlavinami, přečerpávání benzínu a jiných kapalných hořlavin N2 + Ar – plnění žárovek kapalný N2 – chladivo v chladicích zařízeních (potravinářství – ke konzervaci; zdravotnictví – k uchování buněk a tkání – hluboce zmrazených spermií a vajíček, odstraňování bradavic, uchovávání krve) N2 v airbagu nádoby k přepravě kapalného dusíku – Dewarovy nádoby www.vercon.cz

kapalný dusík – www.pctuning.tyden.cz

vybrané sloučeniny NH3 • o o

amoniak, čpavek tv = -33oC (snadno zkapalnitelný) za NP bezbarvý plyn, štiplavého zápachu, toxický, žíravý, nebezpečný pro životní prostředí, lehčí než vzduch, dráždí oči model molekuly amoniaku – www.chemie3d.wz.cz

16

o o o o

o

velmi dobře rozpustný ve vodě (váže H+: NH3 + H2O → NH4+ + OH-); 24 až 28% vodný roztok NH3 nazýváme koncentrovaný roztok amoniaku vodný roztok NH3 se v laboratoři používá jako slabá zásada vzniká rozkladem organických látek obsahujících dusík (zbytků rostlin a živočichů), dále z exkrementů a moči živočichů působením bakterií reakcí roztoku NH3 s kyselinami vznikají amonné soli (iontový charakter): NH3 + HCl → NH4Cl; NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 NH4Cl – salmiak – pájení kovů, suché články, lékařství NH4NO3 – dusičnan amonný – průmyslové hnojivo, výbušniny (důlní trhaviny) (NH4)2SO4 – síran amonný – průmyslové hnojivo (NH4)3PO4 – fosforečnan amonný – průmyslové hnojivo NH4HCO3 a (NH4)2CO3 – hydrogenuhličitan amonný, uhličitan amonný – kypřící prášek do pečiva laboratorní příprava: rozkladem amonných solí silnými zásadami (amoniaková fontána): NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O průmyslová výroba: vysokotlaká katalyzovaná syntéza (Haber-Boschova metoda) Fe , 450o C , 20 MPa

o

o

N2(g) + 3 H2(g)   → 2 NH3(g) užití: výroba HNO3, dusíkatých hnojiv (NH4NO3, (NH4)3PO4, (NH4)2SO4), sody, plastů, polymerů (polyuretan, polyamid, nylon), výbušnin (obsahujících NH4NO3, který vzniká reakcí HNO3 s NH3); KNO3 – střelný prach; kapalný NH3 – chladicí prostředek v chladírenských zařízeních, hnojivo, úprava kluzišť významné dusíkaté hnojivo = močovina (odpad trávení bílkovin v tělech savců) NH3(g) + HOCN (aq) → (NH2)2CO (aq) kys. kyanatá močovina

oxidy o oxidy dusíku vznikají v přírodě reakcí vzdušného kyslíku a dusíku podél dráhy blesku, unikají do ovzduší při průmyslových výrobách (průmyslové exhalace) a při činnosti spalovacích motorů (složky výfukových plynů), podílí se na vzniku kyselých dešťů o Působí škodlivě na organismy (oxid dusičitý je vysoce toxický a má leptavé účinky). V ohrožených oblastech sledujeme jejich množství ve vzduchu a informujeme veřejnost sdělovacími prostředky. Při jejich zvýšené koncentraci v ovzduší je nutné podniknout ochranná opatření, např. omezit provoz motorových vozidel a průmyslovou výrobu. N2O • o o o o

oxid dusný, tzv. rajský plyn bezbarvý, nasládlé chuti, málo rozpustný ve vodě v anesteziologii k narkózám; vdechování malého množství N2O intenzivní inhalace ⇒ narkotikum příprava probíhá podle reakce: NH4NO3 → N2O + 2 H2O hnací plyn ve šlehačkách

⇒ stav veselosti;

NO • o o o

oxid dusnatý bezbarvý plyn, jedovatý, nerozpustný ve vodě vzniká přímou syntézou za vysoké teploty a tlaku: N2 + O2 → 2 NO v laboratoři se připravuje rozpuštěním mědi ve zředěné kyselině dusičné 3 Cu + 8 HNO3(zřeď.) → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

17

NO2 • o o o o o o

o

oxid dusičitý červenohnědý, silně jedovatý plyn dusivého zápachu; spolu s oxidy síry přispívá ke tvorbě kyselých dešťů za NP dimer: 2 NO2 → N2O4 (zbarvení mizí) vzniká oxidací oxidu dusnatého: 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) laboratorní příprava: Cu + 4 HNO3(konc.) → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O snadno reaguje s vodou: N2O4(g) + H2O(l) → HNO2(aq) + HNO3(aq) automobilové a letecké motory – s palivem nasáván vzduch (vhodná teplota a tlak) – ve výfukových plynech je proto také obsažen NO, který reaguje se vzdušným O2 na NO2; poměr NO a NO2 se mění – monitorovací stanice (koncentrace oxidů dusíku NOx) automobilové katalyzátory – zpětný rozklad NO na prvky nebo zneškodňování nežádoucích zplodin (CO a NO): 2 CO + 2 NO → N2(g) + 2 CO2(g)

HNO2 • kyselina dusitá o středně silná nestálá kyselina o soli: dusitany – dobře rozpustné ve vodě NaNO2 – přidává se do mastných výrobků, kde ničí bakterie produkující jed botulotoxin a udržuje červené zbarvení masa HNO3 • kyselina dusičná o silná jednosytná kyselina, čistá je bezbarvá, ale světlem se rozkládá na jedovatý NO2 (způsobuje žluté zbarvení kyseliny), H2O a O2 ⇒ uchovává se v tmavých lahvích 4 HNO3(aq) → 4 NO2(aq) + 2 H2O(l) + O2(g) o ve vodě je úplně disociována na ionty:

HNO 3 + H 2O  → H 3O + + NO 3− o o o

koncentrovaná je 68%ní www.shopforgrower.cz asi 80%ní HNO3 – dýmavá (hnědý dým) má silné oxidační účinky, oxiduje (rozpouští) skoro všechny kovy kromě Au a některých Pt kovů (Pt, Rh, Ir, Nb, Ta); ty reagují jen s lúčavkou královskou = směs konc. HNO3 a konc. HCl v poměru 1 : 3 (při reakci nevzniká H2) model kyseliny dusičné – http://www.google.cz

3Cu + 8 HNO 3 ( zř .)  → 3Cu ( NO 3 ) 2 ( aq ) + 2 NO ( g ) + 4 H 2 O ( l ) Cu + 4 HNO 3 ( konc .)  → Cu ( NO 3 ) 2 ( aq ) + 2 NO 2 ( g ) + 2 H 2 O (l ) o o

některé kovy nereagují s konc. HNO3 (Fe, Cr, Sn, Al), ale jen se zřeď. HNO3 ⇒ přeprava konc. HNO3 v železných nádobách (pokrývají se ochrannou vrstvou oxidů = pasivace) průmyslová výroba: nepřímá katalytická oxidace amoniaku

N 2 + 3H 2  → 2 NH 3 o

C 4 NH 3 + 5O 2  Pt, 700  → 4 NO + 6 H 2 O

2 NO + O 2  → 2 NO 2 3 NO 2 + H 2 O  → 2 HNO 3 + NO

18

o

soli: dusičnany (ledky) – rozpustné ve vodě, termicky se rozkládají na dusitany až oxidy, získávají se reakcí HNO3 s kovy, oxidy kovů nebo uhličitany

CuO + 2 HNO 3  → Cu ( NO 3 ) 2 + H 2 O o

o

o

užití: výroba organických barviv, léčiv, laků, výbušnin (dynamitu), v zábavní pyrotechnice (KNO3), výroba NH4NO3 – při rychlém zahřátí nebo nárazu → exploze (složka průmyslových trhavin – směs NH4NO3 + práškový Al + topný olej → terorismus), výroba solí kyseliny dusičné (dusičnanů) – dusíkatá hnojiva (NaNO3 – chilský ledek, KNO3 – draselný ledek, NH4NO3 – amonný ledek, Ca(NO3)2 – norský ledek); další hnojiva: NH2CONH2 – močovina, (NH4)2SO4 – síran www.neaktuality.cz amonný aj. směs konc. HNO3 a konc. H2SO4 se používá jako tzv. nitrační směs – NITRACE – vnášení skupin NO2 do molekul organických sloučenin (výbušniny – nitroglycerin, TNT, hexogen – složka Semtexu) HNO3 je složkou kyselých dešťů (obsahují i kyselinu siřičitou a sírovou – kyselé deště poškozují omítky domů, kovové materiály, způsobují překyselení půdy, usmrcují půdní bakterie, kořeny stromů) >t (např. při spalování benzínu nebo při el. výboji – blesk) N 2 + O 2 → 2 NO

2 NO + O 2  → 2 NO 2 NO 2 + H 2 O  → 2HNO 3 Životní prostředí ohrožuje i nadbytek dusičnanů v povrchových a podzemních vodách v důsledku nadměrného používání dusíkatých hnojiv. SE VŠEMI SLOUČENINAMI DUSÍKU NUTNO ZACHÁZET OPATRNĚ! FOSFOR výskyt – v přírodě jen ve sloučeninách – fosforečnany (fosfáty): apatit Ca3(PO4)2, fosforit Ca5F(PO4)3 – biogenní prvek – nukleové kyseliny, ATP, bílkoviny, enzymy; Ca3(PO4)2 – součást zubů a kostí (dodává jim tvrdost) – organické sloučeniny fosforu obsahuje šedá kůra mozková, nervy, apatit – http://web.natur.cuni.cz/ugmnz/mineral/mineral/apatit.html buněčná jádra vlastnosti, reaktivita – existuje ve třech modifikacích: 1) BÍLÝ FOSFOR P4 o nažloutlý, nejreaktivnější ze všech modifikací, voskově měkký, lehce se krájí, prudce jedovatý (0,15 g je smrtelných), nestálý, nerozpustný ve vodě, rozpustný v CS2, benzenu a jiných rozpouštědlech

bílý fosfor - http://zdenekkovar.blog.idnes.cz/c/109464/

19

P4 - www.sgvrbno.cz

o

o o o o o

na vzduchu samozápalný (je-li jemně rozptýlen; již při teplotě 34oC) a hoří na P4O10 ⇒ uchovává a řeže se pod vodou, bere se kleštěmi (rozpustný v tucích – hořící fosfor způsobuje na pokožce obtížně hojitelné rány – pokožka obsahuje tuky); oxidace je provázena světélkováním (fosforescence) pro svou hořlavost byl zneužit ve válkách pro výrobu zápalných bojových látek (napalm) při zahřátí a tření se vzněcuje atomy P4 spojeny slabými jednoduchými vazbami do tetraedru („napnutá“ molekula) P4 se po čase mění na Pn i tehdy, je-li fosfor pod vodou (malé množství Pn zabarvuje P4 dožluta) zahřívá-li se P4 za nepřítomnosti vzduchu ⇒ tetraedry P4 se rozrušují, atomy se spojují do složitých řetězců ⇒ červený fosfor Pn

2) ČERVENÝ FOSFOR Pn o červený prášek, není jedovatý, poměrně stálý, nerozpustný v žádném rozpouštědle, nesvětélkuje, není samozápalný, méně reaktivní než P4; sublimuje (po ochlazení vzniká bílý fosfor)

červený fosfor - http://commons.wikimedia.org/wiki/File:%C4%8Cerven%C3%BD_fosfor.png

o

je tvořen řetězci navzájem sloučených atomů fosforu (menší pnutí)

⇒ stabilnější

červený fosfor - http://commons.wikimedia.org/wiki/File:%C4%8Cerven%C3%BD_fosfor2.gif

o o

získává se zahříváním bílého fosforu bez přístupu vzduchu k výrobě zápalek – zahříváním se mění v P4 (Na škrtátku je Pn, MnO2 a skelný prach. Pn se třením hlavičky zápalky mění v páry P4 – sublimace. Ty zapálí hořlavou směs tvořící hlavičku zápalky, v níž je obsažen převážně KClO3.) www.geocaching.com

3) ČERNÝ FOSFOR o má některé vlastnosti kovů, je krystalický s vrstevnatou strukturou (podobnou grafitu), tmavě šedý, kovově lesklý, nejstabilnější a nejméně reaktivní, vede elektrický proud o vzniká za vysokých teplot a tlaků bez přístupu vzduchu z předchozích modifikací fosforu výroba – P4 se vyrábí z apatitu redukcí koksem za přítomnosti křemene v elektrické peci (hlavní složkou apatitu je Ca3(PO4)2): 2 Ca3(PO4)2(s) + 6 SiO2(s) + 10 C(s) → 6 CaSiO3(l) + 10 CO(g) + P4(g) – Pn se vyrábí přeměnou P4 za nepřístupu vzduchu při teplotě 350oC – laboratorně se fosfor nepřipravuje

20

užití – – – –

výroba H3PO4, fosforečnanů = fosfátů (fosforečných hnojiv) do slitin Pn – výroba zápalek P4 – pro jedovatost k hubení hlodavců, součást zápalných bomb

vybrané sloučeniny PH3 • fosfan o bezbarvý plyn, prudce jedovatý, nepříjemného česnekového zápachu o čistý – na vzduchu samozápalný P4O6 • o o P4O10 • o o

oxid fosforitý (dimer) bílá, jedovatá, voskovitá krystalická látka vzniká spalováním fosforu za omezeného přístupu vzduchu

oxid fosforečný (dimer) bílá, sněhu podobná sloučenina, sublimuje reaguje s vodou (dehydratační schopnosti) – v laboratoři se používá k vysoušení látek – vzniká kyselina fosforečná: P4O10(s) + 6 H2O(l) → 4 H3PO4(aq)

H3PO4 • kyselina trihydrogenfosforečná o středně silná trojsytná kyselina, stálá, nemá oxidační účinky o krystalická, čirá látka, ttání = 42o o většinu kovů nerozpouští, protože ve zředěné kyselině se vytváří na povrchu kovu vrstva nerozpustných fosforečnanů bránící další korozi (povrchová úprava kovů – moření, čištění, leštění, odstraňování rzi) www.chemie.websnadno.cz o výroba a užití: rozkladem fosforečnanů kyselinou sírovou; vyrobená technická H3PO4 – k výrobě průmyslových hnojiv, k povrchové úpravě kovů o čistá H3PO4 se vyrábí spalováním čistého fosforu a reakcí vzniklého P4O10 s vodou: P4(s) + 5 O2(g) → P4O10(s) P4O10(s) + 6 H2O(l) → 4 H3PO4(aq) využívá se ve farmacii, k výrobě pracích prostředků, v malém množství se přidává do Coca-coly (udržuje kyselost a výraznější chuť), vyrábí se z ní CaHPO4 – brusná a leštící složka zubních past, Ca(H2PO4)2 – složka prášku do pečiva o z Ca3(PO4)2 – podstata fosforitu a apatitu – výroba rozpustného Ca(H2PO4)2 – složka fosforečných hnojiv (superfosfát) Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + 2 CaSO4

o

superfosfát rozpustný Na3PO4 – součást pracích prostředků (změkčovadla vody), prášků do myček nádobí (spolu s NaClO), „krtek“

21

o o

Na5P3O10 – trifosforečnan sodný – prací prášky, Calgon, jar, tekuté čisticí prostředky fosfor v povrchových vodách (kde se dostává z fosforečnanů z pracích prášků a dalších detergentů) podporuje růst řas a sinic (eutrofizace vod) ⇒ odčerpávají z vody kyslík, nutný pro život ve vodě

Úkoly 1) Proč je nepřípustné, aby dusičnany a dusitany byly obsaženy v kojenecké vodě? ………………………………………………………………………………………………………………… 2) Jak člověk využívá dusík? ………………………………………………………………………………………………………………… 3) Doplňte text: Kyselina dusičná je ………………….…..……… skupenství, …………………….…………. zápachu. Uchovává se v …….…………..…….. skleněné lahvi. Tento způsob uchovávání je vhodný, protože …………………………………………………………………………………………………………….…… 4) Vyberte správnou odpověď. Kyslík a dusík se v atmosféře neoddělí, protože: A mají úplně stejnou hustotu B jejich molekuly se neustále pohybují a vytvářejí stejnorodou směs C jsou to bezbarvé plynné látky D mají odlišnou teplotu varu 5) Vyberte soli, které se používají jako průmyslová hnojiva. A síran draselný B uhličitan sodný C dusičnan amonný D chlorid sodný E bromid stříbrný

F G H I J

Fe2(SO4)3 CuSO4 KCl Ca(OH)2 NaNO3

6) Která modifikace fosforu je nejstálejší? ……………………………………………………………………………………………………………….. 7) Jaké molekuly tvoří fosfor bílý a červený? ………………………………………………………………………………………………………………… 8) Vyjádři rovnicí přípravu amoniaku. K šipce zapište, za jakých podmínek reakce probíhá: ……………… + …………………

 → ………………………

9) Doplňte pravou stranu rovnice a pojmenujte reaktanty a produkty: NH3 + H2O ………… ……………..

 →

…………….. ……………..

+

……………….. ………………..

10) Vyberete správné tvrzení a doplňte text: Amoniak je jedovatá/nejedovatá látka štiplavého zápachu, který dal látce název …………………. V přírodě vzniká …………………………………………………………………..…..…………………… Amoniak využívá člověk především ………..……………………………………………………………. 11) Proč se bílý fosfor uchovává v nádobách pod vodou a jak s ním zacházíme? ………………………………………………………………………………………………………………… 12) Proč je dusík za normální teploty inertní? …………………………………………………………………………………………………………………

22

13) Jakým pruhem jsou označeny ocelové lahve naplněné dusíkem, kyslíkem, vodíkem? ………………………………………………………………………………………………………………… 14) Co je lúčavka královská? …………………………………………………………………………………………………………………. 15) Čím lze vysvětlit zásaditý charakter NH3 v některých protolytických reakcích? …………………………………………………………………………………………………………………. 16) Naznačené reakční schéma převeďte na chemické rovnice: N2 → NH3 → NO → NO2 → HNO3 → Ca(NO3)2 17) Která z následujících dusíkatých hnojiv obsahuje nejvíce dusíku: Ca(NO3)2, NH4NO3, (NH4)2SO4, močovina CO(NH2)2, dusíkaté vápno CaCN2. 18) Dusičnanová hnojiva jsou velmi účinná. Protože jsou ve vodě dobře rozpustná, mohou se snadno anionty NO3- dostávat do povrchových vod a odtud do vod pitných. V čem je nadbytek těchto iontů ve vodách nebezpečný? …………………………………………………………………………………………………………………

Použitá literatura a internetové zdroje: J. Blažek, J. Fabini: Chemie pro studijní obory SOŠ a SOU nechemického zaměření, SPN 2005 M. Benešová, H. Satrapová: Odmaturuj z chemie, Didaktis 2002 J. Banýr, P. Beneš a kol.: Chemie pro střední školy, SPN 2001 J. Vlček: Základy středoškolské chemie, J. Vlček 2003 V. Pumper, M. Adamec, P. Beneš, V. Scheuerová: Základy přírodovědného vzdělávání pro SOŠ a SOU – CHEMIE, Fortuna 2010 V. Flemr, B. Dušek: Chemie (obecná a anorganická) I pro gymnázia, SPN 2001 T. Kovalčíková: Obecná a anorganická chemie, Pavel Klouda 2004 J. Mach, I. Plucková, J. Šibor: Chemie – úvod do obecné a anorganické chemie – učebnice, Nová škola 2010 J. Mach, I. Plucková: Chemie – úvod do obecné a anorganické chemie – pracovní sešit, Nová škola 2010 J. Škoda, P. Doulík: Chemie 8 – učebnice pro základní školy a víceletá gymnázia, Fraus 2006 J. Pánek, P. Doulík, J. Škoda: Chemie 8 – pracovní sešit pro základní školy a víceletá gymnázia, Fraus 2006 P. Doulík, J. Škoda, B. Jodas, E. Bieliková, J. Kolková: Chemie 8 – příručka učitele pro základní školy a víceletá gymnázia, Fraus 2006 J. Vacík a kol.: Přehled středoškolské chemie, SPN 1990 www.google.cz www.sgvrbno.cz www.e-chembook.eu www.geocaching.com www.ch-tech.cz www.chemie.websnadno.cz www.savo.eu http://web.natur.cuni.cz/ www.stitna-zlaza.blog.cz http://www.ghcinvest.cz/ www.chemie3d.wz.cz http://zmeny-skupenstvi.euweb.cz/ www.zschemie.euweb.cz http://cs.wikipedia.org/wiki/ www.vercon.cz http://geologie.vsb.cz/ www.pctuning.tyden.cz http://zdenekkovar.blog.idnes.cz/ www.shopforgrower.cz http://commons.wikimedia.org/wiki/ www.neaktuality.cz

23